Окислительно-восстановительные реакции. Электрохимические процессы презентация

Содержание

Слайд 2

Понятие об окислительно-восстановительных реакциях Химические реакции Без изменения С изменением

Понятие об окислительно-восстановительных реакциях

Химические реакции
Без изменения С изменением
степеней окисления атомов
+1 -2

+1 +1 -1 +1 -1 +1 -2
NaOH + HCl → NaCl + H2O
+2 -1 +1 +6 -2 +2 +6 -2 +1 -1
BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaCl +1 -1 0 +1 -1 0
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2
+1 +7 -2 +1 -1 0
2KClO4 → 2KCl + 3O2

Реакции, происходящие с изменением степеней окисления атомов реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Слайд 3

Понятие об окислительно-восстановительных реакциях Степень окисления — это условный заряд

Понятие об окислительно-восстановительных реакциях

Степень окисления — это условный заряд атома, вычисленный

из предположения о том, что соединение состоит не из атомов, а из ионов.
(показывает, сколько электронов атом либо принял [отрицательная], либо отдал [положительная)]
Ничего общего не имеет с реальным зарядом атома в соединении!
Слайд 4

Понятие об окислительно-восстановительных реакциях Окисление — процесс отдачи электронов. Отдает

Понятие об окислительно-восстановительных реакциях

Окисление — процесс отдачи электронов.
Отдает восстановитель — восстанавливает,

окисляется.
-1 0
2Br -2e- → Br2
Восстановление — прием электронов.
Принимает окислитель — окисляет, восстанавливается.
0 -1
Cl2 +2e → 2 Cl
+1 -1 0 +1 -1 0
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2
Процессы окисления и восстановления взаимосвязаны.
Количество отданных е- должно быть равно количеству принятых.
Слайд 5

Понятие об окислительно-восстановительных реакциях Правила определения степеней окисления в соединениях:

Понятие об окислительно-восстановительных реакциях

Правила определения степеней окисления в соединениях:
1. Степени окисления

атомов в простых веществах равны 0.
2. Водород с неметаллами +1, с металлами (-1).
3. Щелочные металлы всегда +1, металлы II группы всегда +2 (ртуть проявляет и +1).
4. Алюминий всегда +3.
5. Фтор всегда (-1).
6. Остальные галогены также (-1), кроме соединений с фтором и кислородом (с ними проявляют положительные степени).
7. Кислород в большинстве соединений (-2), кроме пероксидов (Н2О2), надпероксидов (КО2) и соединения OF2.
8. Сумма степеней окисления всех атомов в соединении равна 0, в ионе — заряду иона.
Слайд 6

Классификация окислительно-восстановительных реакций Различают следующие типы окислительно- восстановительных реакций: -

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Различают следующие типы окислительно- восстановительных реакций:
- межмолекулярные
- внутримолекулярные
- конпропорционирования
-

диспропорционирования
Слайд 7

Классификация окислительно-восстановительных реакций В межмолекулярных и окислитель, и восстановитель находятся

Классификация окислительно-восстановительных реакций

В межмолекулярных и окислитель, и восстановитель находятся в разных

веществах:
0 0 +3 -2
4Al + 3O2 → 2Al2O3
0 +1 -1 +2 -1 0
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
Слайд 8

Классификация окислительно-восстановительных реакций Во внутримолекулярных и окислитель, и восстановитель находятся

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Во внутримолекулярных и окислитель, и восстановитель находятся в одном

веществе, но в разных атомах:
+5 -2 +3 0
2NaNO3 → 2NaNO2 + O2
-3 +6 0 +3
(NH4)2Cr2O7 →N2 + Cr2O3 + H2O
Слайд 9

продукт Классификация окислительно-восстановительных реакций В реакциях конпропорционирования и окислитель, и

продукт

Классификация окислительно-восстановительных реакций

В реакциях конпропорционирования и окислитель, и восстановитель находятся в

разных веществах в атомах одного и того же элемента, но в продукте атомы данного элемента имеют промежуточную степень окисления:
0 +2 +1
Cu + CuCl2 → 2CuCl
+7 +2 +4
2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O → 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4

окислитель

восстановитель

Слайд 10

продукт выше с.о. Классификация окислительно-восстановительных реакций В реакциях диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления)

продукт
выше с.о.

Классификация окислительно-восстановительных реакций

В реакциях диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) происходит одновременное повышение и

понижение степени окисления одинаковых атомов одного и того же вещества, находящихся в промежуточной степени окисления :
0 +1 -1
Cl2 + H2O → HClO + HCl
+6 +7 +4
2K2MnO4 + 2H2O → 2KMnO4+ MnO2 + 4KOH

продукт
ниже с.о.

исходное в-во
промежуточная
с.о.

Слайд 11

Окислители и восстановители. Окислительно-восстановительная двойственность. Окислители — вещества, содержащие атомы

Окислители и восстановители. Окислительно-восстановительная двойственность.
Окислители — вещества, содержащие атомы в высшей

степени окисления: КMnO4, K2Cr2O7, KBiO3, NaClO3, HNO3, H2SO4конц , катионы более высокого заряда: Fe3+, Ce4+, Au3+, Hg2+, галогены, а также кислород при нагревании, наиболее сильные химические окислители — фториды криптона и ксенона, фторид и дифторид кислорода, озон.
Абсолютный окислитель: электрический ток на аноде.
Универсальный и сильный окислитель — щелочной плав. Это кристаллическая соль, разлагающаяся с выделением кислорода — нитрат, хлорат калия, реже перманганат + щелочной агент (щелочь, карбонат).
3KNO3 + 2KOH + W = 3KNO2 + K2WO4 + H2O
Слайд 12

Окислители и восстановители. Окислительно-восстановительная двойственность. Восстановители — вещества, содержащие атомы

Окислители и восстановители. Окислительно-восстановительная двойственность.

Восстановители — вещества, содержащие атомы в низшей

степени окисления: NH3, сульфиды, иодиды, а также в степенях, которые легко повышаются — сульфиты, фосфиты, нитриты, и пр. Катионы более низкого заряда: Fe2+, Au1+, Hg2+, и пр., водород при повышенных температурах. Из химических, наиболее сильными восстановителями являются порошки металлов, если ЩМ или ЩЗМ — ломтики и ленточки. Абсолютный восстановитель — электрический ток на катоде.
Антипод щелочному плаву – универсальный восстановитель: водород в момент выделения (кусочки металла в кислоте, если амф металла, то + щелочь).
Он восстанавливает системы с неметаллами до низшей степени окисления (в форме водородного соединения), а системы с металлами — до низшей положительной СО металла, например
3Mg + K3AsO3 + 9HCl = AsH3 + 3MgCl2 + 3KCl + 3H2O
10Al + 6KMnO4 + 24H2SO4 = 5Al2(SO4)3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 24H2O
KNO2 + 3Zn + 5KOH + 5H2O = NH3 + 3K2[Zn(OH)4]
Слайд 13

Окислители и восстановители. Окислительно-восстановительная двойственность. Вещества, содержащие атомы в промежуточных

Окислители и восстановители. Окислительно-восстановительная двойственность.
Вещества, содержащие атомы в промежуточных степенях окисления,

проявляют окислительно-восстановительную двойственность: H2O2, KNO2, H2SO3, все простые вещества-неметаллы (кроме F2 и благородных газов).
Во многих случаях протекание окислительно-восстановительных реакций и характер образующихся продуктов реакций зависят от кислотности среды.
Слайд 14

Методы составления окислительно-восстановительных реакций Метод электронного баланса: применяют для реакций,

Методы составления окислительно-восстановительных реакций
Метод электронного баланса: применяют для реакций, протекающих между

молекулами и и не связанных с участием ионов (например, в твердом и газообразном состоянии).
Метод ионных полуреакций: применяют для реакций, протекающих в растворе или расплаве, где молекулы диссоциируют на ионы. Предусматривает использование реально существующих ионов.
В обоих методах исходят из того, что общее число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.
Слайд 15

Окислительные свойства перманганат-аниона. Влияние реакции среды. Mn2+ MnO2 MnO42- MnO4- H+ H2O OH-

Окислительные свойства перманганат-аниона.
Влияние реакции среды.

Mn2+

MnO2

MnO42-

MnO4-

H+

H2O

OH-

Слайд 16

Восстановительные свойства Cl-, Br- и I- KCl KBr KI H2SO4 конц Br2 S↓ I2 H2S↑

Восстановительные свойства Cl-, Br- и I-

KCl

KBr

KI

H2SO4 конц

Br2
S↓

I2
H2S↑

Слайд 17

Окислительно-восстановительная двойственность H2SO4 KI H2SO4 KMnO4 H2О2 Mn2+ I2

Окислительно-восстановительная двойственность

H2SO4
KI

H2SO4
KMnO4

H2О2

Mn2+

I2

Слайд 18

Окислительно-восстановительная двойственность H2SO4 KI H2SO4 KMnO4 KNO2 Mn2+ I2

Окислительно-восстановительная двойственность

H2SO4
KI

H2SO4
KMnO4

KNO2

Mn2+

I2

Слайд 19

Окислительно-восстановительные реакции в электрохимических системах

Окислительно-восстановительные реакции в электрохимических системах

Слайд 20

Окислительно-восстановительные реакции в электрохимических системах Каждая окислительно-восстановительная (redox от reduction-oxidation

Окислительно-восстановительные реакции в электрохимических системах

Каждая окислительно-восстановительная (redox от reduction-oxidation — восстановление-окисление)

реакция объединяет в себе две редокс-пары, включающие в себя восстановленную форму Red и окисленную форму Ox:
Red1 - ne- → Ox1
Ox2 + ne- → Red2
Red1 + Ox2 → Red2 + Ox1
Например, Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
Редокс-пара 1: Zn2+/Zn
Редокс пара 2: Cu2+/Cu
Слайд 21

Окислительно-восстановительные реакции в электрохимических системах Если процессы окисления и восстановления

Окислительно-восстановительные реакции в электрохимических системах

Если процессы окисления и восстановления пространственно разделить,

то окислительно-восстановительную реакцию можно использовать для получения электрической энергии.
Устройства для получения электрической энергии называются химическими источниками тока (ХИТ).
Простейший ХИТ — гальваническая ячейка — система, состоящая из двух электродов.
Электрод в электрохимии — система, состоящая из двух проводников: 1-го рода (металл) и 2-го рода (раствор электролита).
Слайд 22

Принцип работы гальванического элемента Анод — это электрод, на котором

Принцип работы гальванического элемента

Анод — это электрод, на котором происходит процесс

ОКИСЛЕНИЯ (отдачи е-) (восстановитель).
Катод — это электрод, на котором происходит процесс ВОССТАНОВЛЕНИЯ (приема е-) (окислитель).

Окислительно-восстановительные реакции в электрохимических системах

Слайд 23

Гальванический элемент Даниэля-Якоби

Гальванический элемент Даниэля-Якоби

Слайд 24

Гальванический элемент Даниэля-Якоби Схема гальванического элемента Даниэля-Якоби: (-) Zn|Zn2+||Cu2+|Cu (+)

Гальванический элемент Даниэля-Якоби

Схема гальванического элемента Даниэля-Якоби:
(-) Zn|Zn2+||Cu2+|Cu (+)

Слайд 25

Принцип работы гальванического элемента

Принцип работы гальванического элемента

Слайд 26

Принцип работы гальванического элемента

Принцип работы гальванического элемента

Слайд 27

Принцип работы гальванического элемента ΔНрешетки > 0 ΔНгидратации В зависимости

Принцип работы гальванического элемента

ΔНрешетки > 0
ΔНгидратации < 0
В зависимости от величины

значений данных энтальпий на поверхности раздела фаз металл-раствор будет преобладать один из процессов:
eсли |ΔНрешетки| > |ΔНгидратации|, то Меn+ + ne- → Me0
eсли |ΔНрешетки| < |ΔНгидратации|, то Ме0 - ne- → Men+
Слайд 28

Двойной электрический слой

Двойной электрический слой

Слайд 29

Стандартный водородный электрод 1 — платиновая пластинка, покрытая платиновой чернью,

Стандартный водородный электрод

1 — платиновая пластинка, покрытая платиновой чернью,
2 — раствор

H2SO4 c aH+ = 1 моль/л,
6 — устройство для подачи газообразного H2 под давлением 1 атм
4 — солевой мостик
Электрохимическое взаимодействие:
Н2 + 2е- ↔ 2Н+
Е2Н+/Н2 = 0В

Pt, H2|2H+

Слайд 30

Стандартный электродный потенциал

Стандартный электродный потенциал

Слайд 31

Стандартный электродный потенциал Для определения потенциала электрода, изучаемый электрод ставится

Стандартный электродный потенциал

Для определения потенциала электрода, изучаемый электрод ставится на место

катода.
Стандартный электродный потенциал Е0 численно равен ЭДС гальванического элемента, содержащего в качестве электрода сравнения стандартный водородный электрод:

Е0 ox/red = ЕГЭ — Е2Н+/Н2

Слайд 32

Таблица стандартных электродных потенциалов

Таблица стандартных электродных потенциалов

Слайд 33

Стандартный электродный потенциал При составлении ГЭ, электрод с более положительным

Стандартный электродный потенциал

При составлении ГЭ, электрод с более положительным потенциалом будет

выполнять функции катода (окислителя), а с более отрицательным — анода:
Е Zn2+/Zn = -0,76 В => анод
Е Cu2+/Cu = +0,34 В => катод
Чем выше значение электродного потенциала redox-пары, тем сильнее у неё выражены окислительные свойства.
Чем больше разность электродных потенциалов катода и анода, тем ваше ЭДС (ЕГЭ) гальванического элемента.
Имя файла: Окислительно-восстановительные-реакции.-Электрохимические-процессы.pptx
Количество просмотров: 62
Количество скачиваний: 0